TEORI DOMAIN DAN GAYA ANTAR MOLEKUL

  

TEORI DOMAIN

DAN GAYA ANTAR MOLEKUL

Mata Pelajaran : Kimia K e l a s : XI

  Nomor Modul : Kim.XI.02 Penulis : Niyata Sirat, S.Pd.

  Penyunting Materi : Drs. Darsef, M.Si. Penyunting Media : Drs. Slamet Soetanto, M.Si.

  

DAFTAR ISI

PENDAHULUAN Kegiatan Belajar 1: TEORI DOMAIN ELEKTRON ........................................

  5 Petunjuk ..........................................................................

  5 Uraian Materi ..................................................................

  5 TUGAS KEGIATAN 1....................................................... 15 Kegiatan Belajar 2: GAYA ANTAR MOLEKUL ............................................. 17

  Petunjuk .......................................................................... 17 Uraian Materi .................................................................. 17

  A. Gaya Tarik Antar Molekul ......................................... 17

  B. Sifat Fisik Suatu Molekul ........................................... 22 TUGAS KEGIATAN 2....................................................... 29

  

PENUTUP ........................................................................................................ 31

KUNCI KEGIATAN........................................................................................... 32

DAFTAR PUSTAKA......................................................................................... 33

  

PENDAHULUAN

Selamat ! Anda telah mencapai modul ke 2 di kelas XI (sebelas).

  Pada modul ini Anda akan mempelajari dua hal yaitu Teori Domain Elektron dan Gaya antar Molekul. Modul ini didukung oleh modul Kim X.04. tentang Ikatan Kimia khususnya bagian struktur Lewis.

  Anda masih ingat bukan ?. Jika Anda lupa, bacalah kembali modul tersebut untuk dapat memudahkan Anda memahami modul XI.02 ini. Standar kompetensi yang diharapkan adalah siswa dapat mendeskripsikan struktur dan sifat-sifat periodik unsur serta struktur molekul dan sifat-sifatnya. Standar Kompetensi ini dapat dicapai dengan menguasai kompetensi dasar berikut yaitu menerapkan Teori Domain Elektron untuk meramalkan bentuk molekul dan menjelaskan hubungan antar molekul dengan sifatnya. Modul ini terdiri dari dua kegiatan belajar. Kegiatan belajar pertama akan menguraikan tentang Teori Domain Elektron untuk menentukan atau memperkirakan bentuk molekul. Kegiatan dua akan menguraikan tentang gaya antar molekul – Gaya Lon- don, Gaya Van der Waals Ikatan Hidrogen – dan sifat-sifat molekul tersebut, titik didih dan titik bekunya. Uraian materi dalam modul ini seluruhnya tanpa hitungan, sehingga Anda hanya membutuhkan ketekunan dalam membaca dan mempelajarinya. Waktu yang dibutuhkan untuk menguasai materi dalam modul ini minimal 4 jam 20 menit (6 x 45 menit) Jika Anda mengalami kesulitan memahami materi yang ada dalam modul ini silahkan diskusikan dengan teman atau guru bina. Jangan memaksakan diri sebelum betul- betul menguasai bagian demi bagian dalam modul ini, karena masing – masing berkaitan. Selamat belajar, semoga dan berhasil dan sukses pada modul ini !

  Kegiatan Belajar 1

TEORI DOMAIN ELEKTRON

Meramalkan bentuk molekul berdasarkan Teori Doamin Elektron.

  Dalam kegiatan belajar ini Anda akan mempelajari bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan. Sebelum Anda mempelajari materi-materi berikut ini, sebaiknya Anda mengingat kembali modul Kim X.04 tentang Ikatan Kimia Bagian Struktur Lewis. Struktur Lewis menggambarkan susunan elektron dari atom-atom yang berikatan dan dapat menunjukkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pasangan elektron ikatan sekitar atom pusat. Teori Domain Elekton akan menjelaskan susunan elektron dalam suatu atom yang berikatan. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya dan bentuk geometri ini akan dijelaskan melalui teori VSEPR. Geometri (bentuk) molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron atom dalam pusat dalam molekul, pasangan elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas. Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pain Repulsion) yaitu teori tolak menolak pasangan – pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat. Teori ini menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara pasangan -pasangan elektron pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut : Pasangan Elektron Terikat (PET) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB) Perbedaan kekuatan daya tolak menolak, dapat menyebabkan sudut ikatan mengecil sehingga bentuk molekulnya mengalami penyimpangan dari susunan ruang pasangan elekron pada kulit terluar atom pusat yang seharusnya “Perhatikanlah table 2.1” yang menunjukkan susunan ruang pasangan elektron pada kulit terluar dan sudut ikatan dalam molekul. Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat Jumlah Susunan Ruang Bentuk Molekul Sudut Ikatan Pasangan Elektron

  2 Linear 180

  3 Segitiga sama sisi 120

  4 Tetrahedron 109,5

  5 Bipiramidal

  90 Trigonal 120

  6 Oktahedron

  90 A

  A A A A Dimana A merupakan atom pusat Dapatkah Anda membayangkan bentuk molekulnya ? Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.

  Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetra- hedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah. Buatlah maket dan model yang menggambarkan bentuk tetrahedron dan oktahedron berkelompok. Bagilah menjadi dua kelompok, kelompok satu membuat dengan kertas karton dan kelompok lainnya dengan besi atau kawat. Untuk kelompok yang membuat dengan kertas karton buatlah jaring-jaring bentuk limas segitiga sebanyak 3 buah, satu buah untuk menunjukkan bentuk tetrahedron yang lainnya tumpuklah menjadi satu bipiramidal trigonal. Perbesarlah jaring-jaring berikut ini dengan panjang sisi (AF, AB, AC, BC, CD, CE, CA, BF) sama panjang.

  F

  tempat lem

  A B ALAS D E C

  : Lipat ke atas : Tempat menyatukan sisi-sis segitiga lainnya.

  Gambar 1. Jaring-jaring Limas Segitiga Apakah anda mengalami kesulitan untuk membuatnya ? Mintalah bantuan guru bina untuk memperjelas proses pembuatannya. Setelah selesai, buatlah 3 buah Limas segi empat dengan jaring-jaring sebagai berikut :

  ALAS

Gambar 2. Jaring-jaring Limas segi empat

  Apakah Anda mengalami kesulitan ? Jika Anda mengalami kesulitan tanyakanlah pada guru bina. Sedangkan untuk kelompok yang membuat dengan kawat dan besi. Ikuti langkah sebagai berikut : A. Membuat limas segitiga, siapkanlah :

  Potonglah 3 buah kawat A cm untuk alas - Potonglah 3 buah kawat B cm untuk sisi miring - Potonglah 3 buah kawat C cm untuk diagonal ruang - Bola pimpong 1 buah. - Tahap pembuatan : Satukanlah kawat A menjadi bentuk segitiga sama sisi sebagai alas - Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga - Hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan satukanlah, sehingga - membentuk limas Ikatkanlah bola pimpong dan satu buah kawat C - Letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak -

  1

  limas, dari alas segitiga

3 Ikatkanlah sudut-sudut alas segitiga dengan bola pimpong -

  Jika digambarkan sebagai berikut : tahap 1 tahap 2 tahap 3

  A B B A B B A A A A A A

B

  tahap 4 tahap 5

  2 C C

1 Untuk bentuk limas segi empat, langkah-langkahnya:

  tahap 1 tahap 2 tahap 3

  B A B A A

  tahap 4 tahap 5

  C C Apakah bayangan Anda sudah sesuai keterangan dengan bentuk limas tersebut? Jika sudah, selamat, pengetahuan Anda tentang struktur ruang atau tiga dimensi sangat baik. Tetapi jika Anda belum dapat membayangkannya, silahkan Anda meminta guru. Jika semua sudut limas mengikat atom lain, maka table 3.1 seperti maket yang Anda buat. Tetapi bila salah satu sudut limas tidak mengikat atom lain dan merupakan elektron bebas maka terjadi perubahan sudut antar atom yang berikatan. Perhatikan gambar 3 untuk membedakan sudut ikatan pada molekul CH , NH , dan H O. _{4 3 2} H E

  C N H H H H H H

  CH NH _{4 3} Sudut HCH = 109,50 Sudut HNH = 107,3 Sudut HNE = 109,5

  E

  di mana : C : tanda atom karbon H : tanda atom hidrogen

  O H

  O : tanda atom oksigen

  E

  N : tanda atom nitrogen E : Pasangan elektron bebas

  H

1 H O

  ₂ Sudut HOH : 104,5 Sudut EOE : 109,5

  Gambar 3 : Fakta bahwa sudut ikatan dalam molekul H ₂ O dan NH ₃

lebih kecil dari pada sudut CH tetrahedral.

₄ Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas.

  Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atom- atom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron . Perhatikanlah tabel 2 untuk melihat pengaruh pasangan elektron bebas terhadap bentuk molekul Tabel 2. Berbagai kemungkinan bentuk molekul berdasarkan PEI dan PEB Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas. Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini !

2 Huruf ‘V’

5 Segitiga Bipiramidal

  6

  5

  2

  3 Linear

  6

  6 oktahedral

  6

  5 1 oktahedron Segi empat bipiramidal

  3

  4

  2 Segi empat datar

  6

  2

  4 Linear

  2 Huruf ‘T’

  X : atom pusat E : pasangan elektron bebas

  Jumlah elektron yang ada Jumlah pasangan elektron berikatan Jumlah pasangan elektron bebas Susunan ruang elektron

  4 tetrahedral

  Bentuk molekul

  2

  2 Linear Linear

  3

  3 Segitiga sama sisi Segitiga datar

  4

  4

  1 Bipiramidal Tetrahedral tak trigonal simetris (bidang 4)

  3 1 tetrahedron Segitiga piramidal

  4

  2

  5

  5

  4

  5 Linear Piramida Trigonal

  (Segitiga piramidal) Planar bentuk V Biramida Trigonal

  (Segitiga bipiramidal) Bidang 4 Planar bentuk T

  (tetrahedral tak simetri) Linear Oktahedral

  X E E

  X E E E E E

  X E

  X E E E E

  X E E E E E

  X E E E

  X E E

  X E E

  E E

  X E E

  Segitiga empat piramidal

  E E E

  X X E E E E

  Segi empat planar (datar) Linear

  

Gambar 4. Berbagai bentuk molekul

  Cobalah Anda menggambarkan berbagai bentuk molekul untuk memudahkan dalam mengingatnya. Buatlah sampai persis sama, sehingga Anda mempunyai bayangan tentang bentuk molekul tersebut sesungguhnya. Anda juga dapat meminta guru Bantu menayangkan VCD tentang bentuk molekul di sekolah. Bagaimanakah menentukan bentuk molekul suatu senyawa Ccl dan H O ? _{4 2}

  (No. atom C = 6 H = 1 O = 8 cl = 17) Perhatikan langkah berikut :

  a. Buatlah struktur Lewis

  b. Tentukan pasangan elektron berikatan pada atom pusat

  c. Tentukanlah pasangan elektron bebas pada atom pusat

  d. Tentukanlah bentuk molekulnya Contoh :

  1. Bentuk molekul Ccl ₄ Konfigurasi elektron • ₆ C = 2 4 ₁₇ Cl = 2 8 7 Elektron Valensi C = 4 Cl = 7 •

• Jumlah elektron valensi

  (1 x 4) + (4 x 7) = 32 buah Jumlah Pasangan Elektron Valensi (PEV) = 32 = 16 pasang • Pasangan Elektron Berikatan (PEI) = 4 pasang •

• Pasangan Elektron Bebas (PEB) = 16 – 4 = 12 pasang

  Disebarkan sekitar atom pusat secara merata sehingga memenuhi kaidah oktet, jika masih ada sisa letakkan pada atom pusat Struktur Lewis : • Atom C sebagai atom pusat, atom Cl yang mengelilingi atom C

  Cl Cl C Cl Cl

  Perhatikan pasangan elektron pada atom pusat • Pasangan elektron atom pusat = 4 Pasangan elektron atom berikatan = 4 Pasangan elektron atom bebas = 0 Sehingga susunan ruang elektronnya :Tetrahedron.

  Bentuk molekulnya : Tetrahedral

  2. Bentuk molekul H O ₂

• Konfigurasi elektron
₁ H = 1 ₈ O =
• Elektron Valensi H = 1 dan O = 6
• Jumlah elektron Valensi (1 x 1) + (2 x 6) = 8

  8 • PEV = = 4 pasang.

  2

• PEI = 2 pasang

  PEB = 4 – 2 = 2 pasang • Struktur Lewis • Jumlah pasangan elektron pada atom pusat = 4 pasang •

  Jumlah pasangan elektron berikatan = 2 pasang Jumlah pasangan elektron bebas = 2 pasang

  Susunan ruang elektronnya = Tetrahedron • Bentuk molekulnya = Huruf e •

  Latihan 1

Selesaikan latihan berikut ini untuk memahami pembahasan bentuk molekul.

  1. Perkirakan bentuk molekul dari masing – masing senyawa berikut ini :

  a. PCl ₅

  d. XeF ₃

  g. XeF ₄

  b. SF ₄

  e. SF ₆

  h. XeF ₂

  c. IF ₃

  f. IF ₅ No. atom masing-masing dapat dilihat pada tabel SPU Jawaban Anda akan benar, jika :

  PCl : bipiramidal trigonal ₅ SF : bidang 4 ₄ IF : bentuk T ₃ XeF : Linear ₃ SF : oktahedron ₆ IF : piramidal segi empat ₅ XeF : segi empat planar ₄ XeF : Linear ₂ Apakah jawaban Anda benar semua ? Jika masih ada kesalahan, diskusikan dengan guru bina atau teman sejawat Anda ? Jika sudah benar dan Anda betul-betul paham, silahkan kerjakan soal Tugas 1, Tugas 1.

  

Tentukanlah bentuk molekul dan struktur ruang dari senyawa berikut :

  1. Be Cl ₂

  2. B Cl ₃

  3. Cl F ₃

  4. XeF ₂

  5. H S ₂

  6. Te Cl ₄ No. atom. Be = 4, B = 5, Xe = 54, S = 16 Cl = 17, F = 9, H = 1, Te = 52

  Kegiatan Belajar 2

GAYA ANTAR MOLEKUL

  Menjelaskan perbedaan sifat fisis (titik didih, titik beku) berdasarkan perbedaan Gaya Antar Molekul.

  Selamat, Anda telah selesai mempelajari Kegiatan Belajar 1. Anda telah mempelajari Ikatan Kimia yang terjadi dalam suatu molekul pada modul Kim X.04, serta bentuk molekul pada kegiatan sebelumnya.

  Pada kesempatan kali ini, kita akan mempelajari Gaya tarik-menarik antar Molekul akibat Interaksi molekul dalam suatu senyawa, serta sifat fisik molekul akibat gaya tersebut. Marilah kita pelajari satu persatu.

A. Gaya Tarik Antar Molekul

  Jika Molekul – molekul membentuk senyawa tentunya ada interaksi antar molekul tersebut seperti halnya keluarga, jika suatu keluarga dinyatakan sebagai senyawa dan anggota keluarga sebagai molekul, maka setelah kita mempelajari sifat masing – masing anggota keluarga tentunya kita akan mempelajari hubungan (interaksi) antar anggota keluarga tersebut. Gaya antar molekul pada modul ini dibatasi pada gaya tarik antara dua molekul atau lebih dari satu zat murni.

  Pada bagian ini, akan dipelajari tiga macam gaya tarik antar molekul. Dua diantaranya sekaligus disebut gaya tarik Van der Waals. Gaya tarik yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sesaat, yang terjadi antara semua molekul, bahkan juga molekul yang non polar sekalipun, Gaya tarik Van der Waals yang kuat, disebut gaya tarik dipol-dipol, terjadi antara molekul yang memiliki momen dipol permanen. Gaya tarik ketiga lebih kuat dari gaya Van der Waals yang terjadi hanya antar molekul tertentu dan kemudian disebut Ikatan Hidrogen.

a. Gaya London

  Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya London. Terjadinya tarikan antar elektron satu molekul dan inti molekul yang lain dapat dibayangkan sebagai akibat menggesernya posisi atau getaran (Vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu getaran dalam sebuah molekul mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-elektron suatu molekul yang disebelahnya seperti gambar 5.

  −

  δ δ

  −

• Gambar 5. Diagram getaran elektron terhadap inti-inti dalam dua atom dari suatu gas mulia.

  δ δ

  Atom simetris (tengah bersifat non polar) tetapi getaran yang mengimbas gaya tarik dipol sesaat antara atom-atom sebelahnya. Perhatikan bahwa posisi inti tidak berubah. Bila beberapa molekul berkumpul bersama-sama seperti dalam cair, geseran-geseran disingkronkan, sehingga terdapat suatu tarikan total antara banyak molekul yang bersebelahan. Dipol-dipol ini dikatakan bersifat sesaat, karena getaran itu milyaran kali dalam suatu detik. Pada saat berikutnya dipol itu hilang, atau mungkin arah polaritas telah dibalik. Gaya Lon- don ini yang menyebabkan adanya tarikan antara molekul-molekul senyawa non polar. Ingatkah Anda bagaimana caranya membedakan molekul polar dengan non polar? Jika tidak bukalah dan baca kembali modul Kim X.04 bagian kepolaran. Molekul-molekul polar besar lebih efektif ditarik satu sama lain daripada molekul kecil. Marilah kita bandingkan molekul metana, CH dengan propana ₄ CH CH CH . _{3 2 3} Perhatikan rumus struktur keduanya .

  H H H H H C H H C C C H H H H H

  Metana Propana Apa yang dapat Anda simpulkan dari rumus struktur itu ? Struktur molekul Propana lebih besar dari Metana sehingga tarikan yang terjadi antar dua molekul Propana lebih kuat dari pada dua molekul Metana. Contoh lain yang dapat kita perhatikan antara iod, I2, dan flour, F2. Manakah yang lebih kuat, molekul iod atau molekul flour ? Apakah jawaban Anda molekul iod ? Jika demikian, Anda benar.

  Molekul dengan distribusi / penyebaran elektron yang besar dan baur ke segala arah saling menarik lebih kuat dari pada molekul – molekul yang elektronnya lebih kuat terikat. Molekul iod yang besar itu saling tarik – menarik dengan lebih kuat dari pada molekul flour yang lebih kecil.

  Mudah tidaknya suatu molekul membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas. Hal ini berkaitan dengan masa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Masa molekul relatif berkaitan dengan jumlah elektron dalam molekul maka makin mudah mengalami polarisasi sehingga makin kuat gaya Londonnya.

  Mari kita bandingkan molekul H , N , O , dan Br . Bagaimana urutan kekuatan _{2 2 2 2} gaya London molekul-molekul tersebut ? Apakah jawaban Anda berikut ini ? Urutan kekuatan Gaya London dari yang terlemah ke yang paling kuat adalah H — N — O — Br karena _{2 2 2 2} MrBr > MrO > MrN > MrH _{2 2 2 2} Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, padat dan simetris sehingga gaya London

  Pentana lebih kuat dari pada 2 – Metil Butana (Neo Petana). Bagaimanakah akibat pergerakan elektron dalam orbital pada molekul polar? Pelajarilah uraian berikut?

b. Gaya tarik dipol – dipol Molekul yang mempunyai momen dipol permanen dikatakan sebagai polar.

  Seperti gambar 6

  H Cl Cl F − −

• momen dipol momen dipol

  δ δ δ

• δ

  Gambar 6. Molekul diatom kovalen polar Perhatikan bahwa anak panah yang menyatakan kepolaran digambar dari muatan positif parsial ke muatan negatif parsial. Perhatikan pada gambar

  − −

  δ δ H O ₂ momen momen dipol ikatan resultante

  δ δ δ

  δ

  SO _{2 momen momen dipol} ikatan resultante

  − −

  δ δ CO ₂ momen momen dipol

  − −

  δ δ ikatan resultante

  δ δ

  Gambar 7. Molekul tri atom polar dan non polar

  Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan antara molekul- molekul non polar.

c. Ikatan Hidrogen

  Tarikan antar molekul yang luar biasa kuatnya, dapat terjadi antara molekul- molekul, jika satu molekul mempunyai sebuah atom hidrogen yang terikat pada sebuah atom berelektronegativitas besar, dan molekul sebelahnya mempunyai sebuah atom berelektronegativitas tinggi yang mempunyai sepasang elektron menyendiri. Inti hidrogen, yakni proton ditarik oleh sepasang elektron yang bersebelahan bolak-balik antara kedua atom tersebut. Tarikan antara dua molekul yang menggunakan bersama-sama sebuah proton disebut Ikatan Hidrogen.

  Gambaran Ikatan Hidrogen Intra Molekul.

  Ikatan Hidrogen x H .................... Y Atom yang Atom yang sangat sangat elektronegatif dengan elektronegatif pasangan elektron bebas Ikatan hidrogen terbentuk hanya pada molekul yang mengandung nitrogen, oksigen ataupun flour. Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika Ikatan hidrogen terjadi diantara molekul-molekul yang berbeda maka disebut ikatan hidrogen intermolekul atau antar molekul seperti senyawa 1,4 – dihidroksi benzena. Sedangkan bila ikatan hidrogen terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul seperti senyawa 1,2 – dihidroksi benzena.

  O H O H O H O H

  1,2 – Dihidroksi benzena 1,4 – Dihidroksi benzena Gambar 8 ; Rumus struktur 1,2 – Dihidroksi benzena dan 1,4 – Dihidroksi benzena.

  Senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena memiliki ikatan hidrogen Intra molekul karena atom H dan atom O letaknya berdekatan dalam satu molekul. Berbeda halnya dengan 1,4 – Dihidroksi benzena letaknya gugus hidroksi (OH) saling berjauhan sehingga tidak memiliki ikatan hidrogen intramolekul. Perhatikan gambar 9 dan gambar 10.

  O H O H

  Ikatan Hidrogen Intramolekul

  Gambar 9.Ikatan Hidrogen Intramolekul pada senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena

  O H

  Ikatan Hidrogen Intermolekul

  H

  ........... O O

  O H H Gambar 10. Ikatan Hidrogen Intramolekul pada senyawa

  

1,2 – Dihidroksi benzena

B. SIFAT FISIK SUATU MOLEKUL

  Sifat fisik suatu molekul ditentukan oleh gaya tarik antar molekul antara lain titik didih dan titik leleh. Marilah kita pelajari pengaruh masing-masing gaya tarik antar molekul terhadap titik didih molekulnya suatu molekul Gaya London mengakibatkan titik leleh dan titik didih molekulnya menjadi lebih rendah daripada molekul lain dengan massa atom relatif (Mr) sama yng tidak memiliki Gaya London. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat ini biasanya berbentuk gas pada suhu kamar. Molekul yang mempunyai gaya tarik-menarik dipol-dipol menyebabkan titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul yang memiliki Gaya London pada molekul dengan massa molekul relatif sama. Hal ini karena gaya tarik dipol-dipol lebih kuat daripada Gaya London. Bagaimana titik didih dan titik leleh senyawa yang massa molekul relatifnya (Mr) berbeda jauh sedangkan keduanya bersifat polar ? Silahkan Anda perhatikan tabel berikut ?

  Tabel 3. Hubungan kepolaran dengan titik didih

  Titik No. Nama Rumus Mr Kepolaran didih (

  C) CH

  3

  1. Neopentana CH - C - CH

  72 Non polar 9,5

  3

  3 CH

  3

  2. Pentana - - CH CH CH - CH - CH

  72 Non polar 36,1

  3

  2

  2

  2

  3

  3. Butana CH CH - - CH - CH

  58 Non polar -0,5

  3

  2

  2

  3 O

  4. Aseton CH CH CH - -

  58 Polar 56,2

  3

  2

  2

  5. Asam Klorida HCl 36,5 Polar -84,9

  6. Asam iodida HI 128 Polar -35,2

  Dari tabel dapat Anda lihat bahwa HI memiliki titik didih yang lebih tinggi daripada HCl sehingga lebih polar dari HI. Massa molekul relatif HI lebih besar daripada HCl sehingga titik didih HI lebih tinggi dari HCl. Hal ini menunjukkan bahwa Gaya London lebih dapat digunakan dalam membandingkan sifat zat dengan massa molekul relatif yang jauh berbeda.

  Selanjutnya, bagaimana pengaruh ikatan hidrogen terhadap sifat fisik suatu senyawa ? Ikatan hidrogen tidak hanya berpengaruh pada titik didih dan titk leleh suatu zat tetapi juga kalarutannya dalam suatu pelarut. Senyawa yang berikatan hidrogen mudah larut dalam senyawa lain yang juga berikatan hidrogen. Contohnya NH dalam H O seperti pada gambar 11. _{3 2} Ikatan Hidrogen

  H N ............... H H H O H H O H

Gambar 11 . Ikatan Hidrogen antara NH3 dengan air. Senyawa organik-alkohol, asam karboksilat, amina, glukosa-larut dalam air karena membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air.

  H CH - CH - O - H ............... O

  3

2 H

  Ikatan Hidrogen

  H O H Gambar 12. Ikatan Hidrogen antar Molekul Etanol dengan air

  Senyawa yang memilih ikatan hydrogen akan memilih titik didih lebih tinggi dari pada molekul yang memilih ikatan Van Der Waals atau gaya tarik dipol-dipol. Senyawa hydrida dari unsur golongan IV, V dan VI memilih gaya Van Der Waals yang bertambah dari atas ke bawah setiap golongannya, sehingga titik didih dan titik lelehnya seharusnya meningkat tetepi kenyataannya berbeda. Perhatikan gambar 13 grafik berikut ini

  titik leleh titik didih _{H O 2} 100 _{H O 2 H S 2 H Se 2 HI H Se H Te 2 NH HF 3 AsH H S SbH 2 2 H Te 2 HI 3 NH HBr 3 SbH 3 HCl}

  3 _{SnH 4}

• 100 _{HF PH SiH HCl}
_{3 4 Kr GeH AsH 3 SnH SiH Xe 4 CH PH 3 4 GeH Kr HBr 4} Xe<
• 200 CH _Ne
_{4 Ar} ⁴ _{Ne 4 Ar}

  2

  3

  4

  5

  2

  3

  4

  5 Gambar 13. Titik leleh dan titik didih gas mulia dan senyawa Hidrogen dari golongan IVA,VA,VIA dan VIIA.

  Pada gambar 13 ditunjukan titik didih dan titik leleh untuk lima golongan zat. Perhatikan grafik Ne Ke Xe dan CH ke SnH , molekul non polar saling tarik _{4 4} menarik oleh dipol terimbas sesaat atau Gaya London. Kedua grafik ini untuk membandingkan titik didih dari pasangan molekul yang Massa Molekul relatif hampir sama. Perhatikan Ne dan CH . molekul gas mulia mempunyai distribusi ₄ elektron yang sederhana sedangkan CH merupakan tetrahedron (segi empat) ₄ yang menggembung dan saling tarik menarik lebih kuat. Akibatnya titik didih

  CH lebih tinggi daripada Ne. ₄

  Bandingkan molekul yang strukturnya berlainan tetapi massa molekul relatifnya hampir sama. Perhatikan titk didih Ve, SnH , HI, SbH , dan H Te. Tiga yang terakhir ini memiliki _{4 3 2} titik didh yang lebih tinggi karena molekul-molekul ini merupakan senyawa polar yang memerlukan energi kinetik yang lebih besar untuk memisahkan masing- masing unsurnya satu sama lain Untuk lebih memperjelas pemahaman, gambar 13 dapat kita uraikan saru persatu, sebagai berikut :

  H O ₂ 100

  H O ₂ H Te ₂ H Te ₂ H Se ₃ H S ₂ H S ₂ H Se ₃

  2

  3

  4

  5

  2

  3

  4

  5 Periode Periode

Titik leleh Titik didih

  

Gambar 14. Titik leleh dan titik didih senyawa dari

unsur golongan IVA dari periode 2 sampai 5

  SbH ₃ NH ₃ NH ₃ SbH ₃ AsH ₃

• 100 -100

  PH ₃ AsH ₃ PH ₃

  2

  3

  4

  5

  2

  3

  4

  5 Periode Periode

Titik leleh Titik didih

Gambar 15. Titik leleh dan titik didih senyawa dari unsur

golongan VA dari periode 2 sampai 5.
• 100
• 100

  SiH ₄ CH ₄ GeH ₄ SnH ₄ Periode Titik didih

• 200
• 100
• 200
• 100
>200
• 100 Periode Titik leleh<
• 200
• 100 Periode Titik didih

  2

  3

  4

  5

  SiH _{4 CH 4} GeH ₄ SnH ₄ Periode Titik leleh

  Xe Kr Ar Ne

  2

  3

  4

  5

  Xe Kr Ar Ne

  2

  3

  4

  5

  3

  4

  5

  Gambar 16. Titik leleh dan titik didih senyawa dari unsur

golongan VIIA dari periode 2 sampai 5.

  

Gambar 17. Titk leleh dan titik didih senyawa dari unsur

golongan IVA dari periode 2 sampai 5.

  

Gambar 18. Titik leleh dan titik didih unsur

golongan gas mula dari periode 2 sampai 5.

  2

  3

  4

  HF HCl HBr HI

  2

  Periode Titik didih

  2

  3

  4

  5

  HF HCl HBr HI

  Periode Titik leleh

  5 Dapat Anda perhatikan unsur satu golongan (gambar 18) akan memiliki titik didih dan titik leleh yang bertambah, sesuai dengan bertambahnya nomor atom, massa atom relatif dan perioda. Senyawa yang memiliki ikatan Hidrogen akan memiliki titk didih dan titik leleh yang lebih tinggi dari senyawa lain yang tidak memiliki ikatan hidrogen. Perhatikan gambar 14 sampai 17. Bandingkanlah molekul yang memiliki ikatan hidrogen (HF, NH , H O) dengan _{3 2} molekul segolongannya.

  Titik didih H O lebih tinggi daripada H S, H Se dan H Te. Begitu pula titik didih _{2 2 2 2} NH lebih tinggi daripada PH , AsH , SbH . _{3 3 3 3} Hal ini ternyata disebabkan terdapatnyan ikatan Hidrogen yang kuat antar molekul-molekulnya.

  Bagaimana senyawa organik ? Apakah ikatan Hidrogen dapat mempengaruhi titik didihnya juga ? Coba Anda bandingkan titik didih propane dengan etanol menggunakan data dalam tabel 4.

  Tabel 4. Hubungan titik didih dengan Mr senyawa organik Senyawa Mr Titik didih Propana

  44

  12 C Etanol

  46

  78 C Etanol memiliki titik didih yang sangat tinggi dibandingkan dengan propana walaupun massa molekul relatif (Mr) keduanya tidak jauh berbeda. Hal ini terjadi karena dalam molekul etanol terdapat ikatan hidrogen sedangkan propana tidak. Perhatikan rumus struktur etanol dan propana berikut ini : CH – O – H CH – CH – CH _{3 3 2 3} Propana

  Ikatan Hidrogen

  

Gambar 19. Rumus struktur etanol dan propana

  Akibat lain dari adanya ikatan hidrogen adalah terjadinya penyimpanan massa molekul relatif. Seperti halnya asam etanoat (asam asetat) atau dalam kehidupan sehari-hari dikenal dengan asam cuka, yang biasa di jumpai dalam wujud larutan tetapi dapat di jumpai dalam wujud gas. Wujud yang terakhir ini terjadi karena du molekul asam cuka bergabung bersama dengan ikatan hidrogen sehingga massa molekul relatifnya (Mr) menjadi 120, dua kali besar dari biasanya yaitu 60. Terjadinya pengabungan dua molekul sehingga berpasangan di sebut “dimerisation”. Peristiwa ini dapat di gambarkan sebagai berikut : ...........................

  H O O C CH CH C

  3

  3 ...........................

  O H O Gambar 20. Rumus struktur dua molekul asam etanoat.

  Senyawa yang membentuk ikatan hidrogen inter molekul akan memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan dengan senyawa yang membentuk ikatan hidrogen intra molekul. Hal ini karena energi kinetik ikatan hidrogen inter molekul lebih besar dari pada ikatan hidrogen intra molokul.

  Selesailah uraian materi pada kegiatan belajar 2. untuk menguji pemahaman Anda, silakan kerjakan Tugas 2 .

  Tugas 2.

  c. H ₂ O

  d. Kovalen dan Gaya Van der Waals

  c. Kovalen dan Ikatan Hidrogen

  b. Ion dan Gaya Dispersi

  a. Kovalen dan Gaya London

  5. Ikatan yang terdapat dalam molekul (antara atom C dengan H) dan antar molekul CH ₄ adalah…

  e. CH ₃ OCH ₃

  d. CH ₃ COOH

  c. C ₂ H ₅ OH

  b. C ₂ H ₂ cl

  4. Diantara senyawa berikut ini yang di ramalkan mempunyai titik didih tertinggi adalah… a. C ₂ H ₆

  e. HI

  d. HBr

  b. H ₂ S

  1. Titik didih metana (CH ₂ ) lebih tinggi daripada neon (Ne), karena… a. Massa molekul metana lebih besar dari neon.

  a. Hcl

  3. Senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen adalah…

  e. NH ₃

  d. CO ₂

  c. CH ₄

  b. H ₂ O

  a. ccL ₄

  2. Diantara pasangan senyawa berikut yang mempunyai Gaya London adalah...

  e. Molekul metana polar, neon tidak.

  d. Molekul metana membentuk ikatan hidrogen, neon tidak.

  c. Polarisabilitas metana lebih besar dari neon.

  b. Molekul metana mempunyai lebih banyak elektron daripada neon.

  e. Ion dan Ikatan Hidrogen Cocokkan jawaban Anda dengan Kunci Jawaban kegiatan belajar 2 pada akhir modul ini! Bagaimana hasilnya? Berapa jumlah benar yang Anda peroleh? Jika jawaban Anda benar 8, maka Anda dapat mempersiapkan diri menghadapi tes akhir modul. Selamat, Anda telah selesai mempelajari modul ini dengan baik! Persiapkan diri Anda untuk mengikuti tes akhir modul dengan mengingat kembali materi-materi dalam kegiatan belajar 1 dan 2. Semoga Anda berhasil dalam tes akhir Modul!

  

PENUTUP

Selamat! Anda telah selesai mempelajari modul ini dengan baik .

  Teori Domain Elektron yang menjelaskan susunan elektron dalam atom yang berikatan membentuk molekul. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya. Teori VSEPR yaitu teori tolak menolak pasang-pasangan elektron pada kulit terluar dari atom pusat yang akan mempengaruhi bentuk geometri suatu molekul, akibat berubahnya susunan ruang elektron pada atom pusat. Gaya tarik antar molekul terdiri dari gaya tarik menarik nondipol-nondipol, dipol- dipol dan ikatan hidrogen. Gaya tarik menarik antar molekul akibat interaksi antar molekul dalam suatu senyawa dapat mempengaruhi sifat fisik molekul antara lain titik didih dan titik leleh.

  Setelah Anda menyelesaikan latihan dan tugas-tugas dalam modul ini, diskusikanlah dengan teman sejawat dan guru bina. Segala kesulitan sebaiknya diselesaikan dengan guru bina setelah anda mendiskusikannya dengan teman dan belum mendapatkan pemecahan yang memuaskan.

  Pesiapkan diri Anda untuk melaksanakan tes akhir modul ini. Jika Anda belum siap, ulangi mempelajari uraian materi dari modul ini supaya Anda memperoleh nilai yang baik pada tes akhir modul. Usahakan Anda memperoleh 70% dari penguasaan meteri yang seharusnya di pahami.

  Selamat mempersiapkan diri menghadapi tes akhir modul. Semoga Anda berhasil dan sampai jumpa pada modul selanjutnya.

  JAWABAN TUGAS Kegiatan Belajar 1.

  Bentuk Molekul Sruktuk Ruang Elektron

  1. Linear Linear

  2. Segitiga Datar Segitiga sama sisi

  3. Huruf T Bipiramidal Trigonal

  4. Linear Bipiramidal Trigonal

  5. Huruf V Tetrahedron

  6. Bidang 4 Bipiramidal Trigonal Kegiatan Belajar 2.

  1. A

  2. C

  3. C

  4. C

  5. D

DAFTAR ISTILAH

  Energi Potensial: Energi yang di miliki oleh sebuah benda berkat posisinya dalam keadaan bukan normalnya yang berenergi rendah. Dipol: Kutub positif dan negatif. Molekul Polar: Molekul yang membentuk dipol. Gaya London (London Forces): Gaya tarik antar molekul lemah yang ditimbulkan oleh dipol yang terimbas dengan sekejab. Gaya tarik Van der Waals (Van der Waals altractive Force): Gaya antar molekul

lemah yang memungkinkan terjadinya fase cair dan padat zat-zat kovalen.

Ikatan Hidrogen (Hidrogen Bonding): Gaya tarik intra molekul atau antar molekul

  yang relatif kuat dan di sebabkan oleh menariknya dua atom yang sangat elektronegatif pada sebuah atom H yang terikat secara kovalen pada salah satu atom tersebut.

  Momen Dipol (Dipole Moment): Ukuran derajat kepolaran suatu molekul (D). Titik didih: Temperatur dimana tekanan uap cairan sama dengan tekanan luar. Titik leleh atau Titik Beku: Temperatur dimana zat padat dan zat cair dari suatu zat berada dalam kesetimbangan.

  DAFTAR PUSTAKA __ (2004), Kurikulum 2004. Jakarta : Departeman Pendidikan Nasional.

  __ (2004), Petugas Khusus Kurikulum 2004. Jakarta : Departeman Pendidikan Nasional. Briggs, JGR (1998), A – Level chemistry : 3 rd Edition, Singapore : Longman. Goenawan.J (1999), Kimia IB . Jakarta : Grasindo. Keenan, klein felter, et.al, a.b . A. Hadyana Pudjaatmaka ph. D (1989), Kimia untuk Universitas, Jilid 1, edisi keenam. Jakarta : Erlangga. Liliasari (1995), Kimia 3, Jakarta : Departemen Pendidikan dan Kebudayaan. Michael Purba (2001), Kimia 2000 Jilid 3A, Jakarta : Erlangga. Nana Sutresna (2001), Penuntun Pelajaran Kimia Jilid 3, Jakarta : Grafindo. Tatang Sutarsa (1999), Pendekatan Keterampilan Proses dan Pendalaman Konsep Kimia 3B, Jakarta : Rakaditu. Ucu Cahyana, dkk (2002), Kimia 3A, Jakarta : Piranti Darma Kalokatama. __ (1985), Kamus Istilah Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam, Bandung : IKIP Bandung. Davin W. Oxtoby, et – al, a.b – Suminar Setiati Achmadi (2003), Kimia Modern Jilid 2, Jakarta ; Erlangga.